Параграф 5 Химия 9 класс Габриелян | Конспект

⚡ Основные положения теории электролитической диссоциации

📜 Основные положения теории электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации объясняет, почему растворы электролитов проводят электрический ток.

• Вещества, проводящие электрический ток в растворе или расплаве, называют электролитами, а не проводящие — неэлектролитами.

• Электролиты при растворении или плавлении распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы.

• Диссоциация электролитов зависит от их химической природы, степени растворения и температуры.

• Положительные ионы (катионы): Na+, K+, Mg2+.

• Отрицательные ионы (анионы): Cl-, SO4 2-, OH-.

• Ионы двигаются к электродам противоположного заряда, создавая электрический ток.

• Гидратация ионов (окружение их молекулами воды) делает диссоциацию устойчивой.

🧪 Кислоты как электролиты

Кислоты — это электролиты, которые в воде диссоциируют на катионы водорода (H+) и анионы кислотного остатка (Acd-).

• Общее уравнение диссоциации кислот: Hn Acd -> nH+ + Acd-.

• В данной формуле n — количество атомов водорода, способных замещаться на катионы металлов.

• Одноосновные кислоты: HCl, HNO3.

• Двухосновные кислоты: H2SO4.

• Трёхосновные кислоты: H3PO4.

• Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

• Пример ступенчатой диссоциации: H2S <-> H+ + HS- <-> 2H+ + S2-.

• Сильные кислоты (полностью диссоциируют): HCl, H2SO4.

• Слабые кислоты (частично диссоциируют): H2S, CH3COOH.

⚗️ Основания как электролиты

Основания — это электролиты, диссоциирующие в воде на катионы металлов (Mn+) и гидроксид-ионы (OH-).

• Общее уравнение диссоциации оснований: M(OH)n -> Mn+ + nOH-.

• Однокислотные основания: NaOH, LiOH.

• Двухкислотные основания: Ca(OH)2, Ba(OH)2.

• Сильные основания (полностью диссоциируют): NaOH, Ba(OH)2.

• Слабые основания (частично диссоциируют): NH3•H2O.

• Диссоциация гидроксида аммония: NH3•H2O <-> NH4+ + OH-.

🧂 Соли как электролиты

Соли — это электролиты, которые диссоциируют в воде на катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков.

• Пример диссоциации карбоната натрия: Na2CO3 -> 2Na+ + CO3 2-.

• Пример диссоциации бромида аммония: NH4Br -> NH4+ + Br-.

• Средние соли не содержат атомов водорода, заменённых металлом (NaCl, KNO3).

• Кислые соли содержат незамещённые атомы водорода (NaHCO3).

• Основные соли содержат группы OH- (Cu(OH)Cl).

• Многоосновные соли (например, NaHCO3) диссоциируют ступенчато.

• Уравнение ступенчатой диссоциации: NaHCO3 <-> Na+ + HCO3- <-> Na+ + CO3 2-.

💎 База параграфа

• 🧪 Формулы и реакции:

  • Hn Acd -> nH+ + Acd- — общая формула диссоциации кислот.

  • M(OH)n -> Mn+ + nOH- — общая формула диссоциации оснований.

  • H2S <-> H+ + HS- <-> 2H+ + S2- — ступенчатая диссоциация сероводородной кислоты.

  • NH3•H2O <-> NH4+ + OH- — диссоциация гидроксида аммония.

  • Na2CO3 -> 2Na+ + CO3 2- — диссоциация средней соли.

  • NaHCO3 <-> Na+ + HCO3- <-> Na+ + CO3 2- — ступенчатая диссоциация кислой соли.

  • Na+, K+, Mg2+ — примеры катионов.

  • Cl-, SO4 2-, OH- — примеры анионов.

• 📖 Определения:

  • Электролиты — вещества, проводящие ток в растворе или расплаве.

  • Катионы — положительно заряженные ионы.

  • Анионы — отрицательно заряженные ионы.

  • Кислоты — электролиты, дающие при диссоциации катионы водорода H+.

  • Основания — электролиты, дающие при диссоциации гидроксид-ионы OH-.

  • Соли — электролиты, диссоциирующие на катионы металла/аммония и анионы кислотного остатка.

📝 Подведем итоги

• Теория электролитической диссоциации постулирует распад электролитов на катионы и анионы, чье движение создает электрический ток.

• Кислоты определяются по наличию ионов H+, основания — по ионам OH-, а соли — по комбинации металла и кислотного остатка.

• Важным свойством многоосновных кислот и кислых солей является ступенчатый характер их распада в водных растворах.

• Стабильность процесса обеспечивается гидратацией — взаимодействием образующихся ионов с диполями воды.